IX SZERVETLEN KÉMIA AZ ELEMEK KÉMIÁJA

Átírás

1 IX SZERVETLEN KÉMIA AZ ELEMEK KÉMIÁJA 1

2 Az atomok felépítése, az elemi részecskék tulajdonságai részecske tömeg (kg) töltés (C) spin (ħ) elektron 9, , ½ proton 1, , ½ neutron 1, ½ béta-bomlás t 1/2 = 12 min. - e - e proton neutron 2

3 Az atomok felépítése, az elemi részecskék tulajdonságai Rendszám (Z) Tömegszám (A) a protonok száma az atommagban a protonok és neutronok száma együttesen tömegszám rendszám Na nuklid Izotópok: atomok, amelyek atommagjai azonos számú protont, de különböző számú neutront tartalmaznak o o o 99,759 % 0,037 % 0,204 % 3

4 Az elektronok héjszerkezete az atomban héj főkvantumszám, n = 1, 2, (K, L, M, N, O, P, a spektroszkópiából) elektronok max. száma: 2n 2 héj-energia, E n z 2 /a 02 n 2 alhéj mellékkvantumszám, l = 0, 1, (s, p, d, f, g, a spektroszkópiából) Vegyértékhéj a külső, telítetlen elektronhéj; pl. szénatom: 4 e az L-héjon (2s 2 2p 2 ) Atomtörzs a belső, lezárt elektronhéj(ak) + atommag; pl. szénatom: 2 e a K-héjon (1s 2 ) + 6 p n 0 [He] C 4+ 4

5 Az elektronhéjak és kvantumszámok összefoglalása Héj (n) Alhéj (l) Orbitál (m l ) Alhéj jele Orbitálok száma Elektronok száma s , 0, -1 2s 2p s , 0, -1 3p , +1, 0, -1, -2 3d s , 0, -1 +2, +1, 0, -1, -2 4p 4d ,+2, +1, 0, -1, -2, -3 4f

6 Az elemek periódusos rendszere L. Meyer és D. Mendeleev Növekvő atomtömeg, hasonló tulajdonságok A hasonló tulajdonságú elemek azonos oszlopba (csoport) kerültek: Dimitri Mendeleev ( ) 6

7 7

8 Hidrogén Univerzum: 88,6 atom% (1.) földkéreg: 15,4 atom% (3.) Izotópjai: prócium, H deutérium, D (0,015 %) tricium, T (10-18 %, 12,26 év) Fizikai tulajdonságok elektronszerkezet: 1s 1 (külön hely a periódusos rendszerben) op./fp. 259 o C/ 253 o C H-fémfolyadék (300 GPa, 10 4 K) kritikus T/p 240 o C/1,31 MPa sűrűség: 76 ( 259 o C) ill. 0,09 g/dm 3 (0 o C) Nagy diffúziós képesség, hővezetőképesség, fajhő és kis vízoldhatóság (0 o C-on: 2 cm 3 /100 cm 3 ) jellemzi. Jól oldódik egyes fémekben, pl.: 935 cm 3 H 2 /cm 3 (Pd) Pd 4 H 3 8

9 A kovalens kötés G. N. Lewis H + H = H-H A molekulákban az atomokat kovalens kötések kapcsolják össze. egyszeres kovalens kötés = egy kötő elektron-pár, amely mindkét atomhoz tartozik egy vegyértékvonal = egy elektronpár (kötő-, vagy nem-kötő); 2c-2e - kötés. Lewis-féle kötéselmélet: vegyüléskor minden atom a nemesgázokra jellemző, ns 2 np 6 elektron-konfiguráció elérésére törekszik (oktett-szabály). Jellemző paraméterek: kötésenergia, E (kj/mol, ev), kötéstávolság, r (pm) és a kötésrend. 9

10 A hidrogén kémiai tulajdonságai Elektronegativitás: 2,20 (Pauling), Elektronaffinitás: - 73 kj/mol, H + e Ionizációs energia: 1320 kj/mol; H hidrid anion oxidációs szám: -1 A Hindenburg-katasztrófa, 1937 Azt az energiaváltozást (kj/mol), amely gázhalmazállapotban egy alapállapotú atom elektronfelvételét kíséri, elektronaffinitásnak nevezzük. H H + + e proton oxidációs szám: +1 Azt az energiamennyiséget (kj/mol), amely ahhoz szükséges, hogy egy atomról gázhalmazállapotban a leggyengébben kötött elektront eltávolítsuk, első ionizációs energiának nevezzük. 10

11 A hidrogén kémiai tulajdonságai Aktív hidrogén atomos, naszcensz (in statu nascendi) Molekuláris hidrogén kötési energia: 436 kj/mol (disszociációs energia = kötési energia) Előállítás: magas hőmérsékleten H 2 H + H - ívfény H + H H 2 - atomos hidrogén hegesztő (3700 o C) H élettartama kb. 0,5 s; nagyon reakcióképes; 3 H H 2 + H Katalizátorok hatása: (Pt, Pd, Ni): aktív hidrogén 11

12 Molekuláris hidrogén Szobahőmérsékleten nem nagyon reakcióképes H 2 + F 2 H 2 + Cl 2 H 2 + O 2 robbanás már 250 o C-on klórdurranógáz (fény hatására) durranógáz (szikra hatására) Magasabb hőmérsékleten más elemekkel is reagál pl. N 2, S, fémek Alkáli- és alkáliföldfémekkel sószerű hidrideket (H anion) képez: 2 Li + H 2 = 2 LiH Ca + H 2 = CaH 2 H + H 2 O = H 2 + HO szinproporció (gyors) Fémoxidokat redukálja: CuO + H 2 = Cu + H 2 O 12

13 A hidrogén előállítása Előfordulása Földön összes atom 15 %-a, 1 (m/m)% magaslégkör kérődzők leheletében világegyetemben, csillagok Előállítása a proton redukciójával: 2 H e = H 2 Kipp-készülék Híg savak és negatív elektródpotenciálú fémek (Zn, Fe, Mg) vagy amfoter fémek (Zn, Al) és lúgoldatok reakciójában (drága módszerek, csak laboratóriumban): Fe + 2 HCl = FeCl 2 + H 2 2 Al + 2 NaOH + 6 H 2 O = 2 Na[Al(OH) 4 ] + 3 H 2 Alkáli- és alkáliföldfémek és víz reakciójában: Ca + 2 H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 A redukálószer minden esetben a hidrogénnél negatívabb standardpotenciálú ( 0 ) fém (Na, Ca, Mg, Al, Fe, Zn, stb. de nem: Cu, Ag, Au,Hg, Pd, Pt!) 13

14 A hidrogén előállítása, felhasználása Ipari felhasználásra: lúgoldat elektrolízise (nagy tisztaságú); vízgőz endoterm reakcióival magas hőmérsékleten, katalizátor jelenlétében: C + H 2 O = H 2 + CO (vízgáz) CO + H 2 O = CO 2 + H 2 CH 4 + 2H 2 O = CO H 2 (szintézis gáz) CH 3 OH + H 2 O = CO H 2 (üzemanyagcella) Felhasználás szerves vegyipar, gyógyszeripar (katalitikus hidrogénezés, NH 3, HCl), élelmiszeripar (margaringyártás), autogén hegesztés Hidrogénpalack: piros színű, balmenetes, 14 MPa nyomás 14

15 Magfúzió A Nap belsejében (T K, 160 g/cm 3 ): 1 H + 1 H 2 H + e + + e 1,44 MeV t 1/2 = év 2 H + 1 H 3 He + 5,49 MeV t 1/2 = 0,6 s 3 He + 3 He 2 1 H + 4 He 12,86 MeV t 1/2 = 10 6 év 1 MeV = 96,5 GJ/mol (a H-atom ionizációs energiája mindössze 13,7 ev!) 15

16 Hidrogénbomba (1952) 16

17 Halogének Általános fizikai és kémiai tulajdonságok 17. (VIIa.) oszlop F Cl Br I At ns 2 np 5 nagy reakciókészség, halogén = sóképző, X 2 molekula A rendszám (atomtömeg) növekedtével a szín mélyül, az op./fp. nő: gáz szilárd F F Cl Cl Br-Br I-I Kötési E: kj/mol d p parciális kötés Oxidációs szám: -1 és (kivéve F; pl. a halogén-oxidokban ill. fluoridokban) 17

18 Intermolekuláris kölcsönhatások Diszperziós kölcsönhatás (London-féle erők; indukált dipól-indukált dipól kölcsönhatás) Hidrogén, halogének, nitrogén, oxigén és a nemesgázok molekulái ill. atomjai között ható egyedüli intermolekuláris vonzás. A molekula-, ill. atomtérfogattal arányosan nő a kölcsönhatás energiája, amely fordítottan arányos r 6 -al. Lennard-Jones (6-12) potenciál 18

19 A halogének kémiai tulajdonságai O 2, N 2 (közvetlenül nem reagálnak) Nem-fémes elemekkel: PBr 3, PCl 5, SF 6, CCl 4, SbCl 3, stb. Egymással (interhalogének, XY n ): Cl F 2 = 2 ClF 3 Átmeneti fémekkel: 2 Fe + 3 Cl 2 = 2 FeCl 3 víz katalizátor Fémekkel: 2 Na + Cl 2 = 2 NaCl heves reakció Reakció hidrogénnel: F 2 (sötét),cl 2 (fény), I 2 (egyensúly) 19

20 Poláris kovalens kötés Poláris kovalens kötés: ha két különböző atom kovalens kötéssel kapcsolódik össze, a töltéseloszlás a két atommag között nem lesz szimmetrikus és a molekulának permanens dipólusmomentuma van ( intermolekuláris kötőerők). A poláris kovalens kötés határesete az ionos kötés (pl. NaCl). Egy atom elektronegativitása, azt fejezi ki, hogy egy kötésben lévő atom milyen mértékben vonzza magához az elektronokat a molekulában. Arányos az ionizációs energiával és elektronaffinitással és fordítottan arányos az atom-, ill. ionmérettel. Számos kvantitatív -skála létezik: Pauling, Allred-Rochow, Mulliken, Allen, stb. 20

21 Elektronegativitás A Pauling-skála (javított) alapegyenlete: Metallic non-metallic character E d disszociációs energia 21

22 A halogének kémiai tulajdonságai Reakció vízzel: X 2 + H 2 O HOX + HX, X = Cl, Br, I F 2 + H 2 O = 2 HF + O ( HOF, F 2 O, O 3 ) Halogén halogenid ion reakciók: a) redoxi: Cl Br = 2 Cl + Br 2 Cl I = 2 Cl + I 2 Br I = 2 Br + I 2 F X = 2 F + X 2 (X = Cl, Br, I) b) komplexképződés saját anionnal: Halogénizzó: W(g) + 2 I(g) + O(g) WOI 2 (g) X 2 + X X 3 X = Br, I WOI 2 (g) W(sz) + 2 I(g) + O(g) 22

23 Fluór, F 2 Halvány zöldessárga gáz, fp. 188 C ox. szám: -1 Rendkívül reakcióképes: 3 F S = 2 SF 6 3 F NH 3 = 6 HF + N 2 Henry Moissan Előállítás: KF 2HF -olvadék elektrolízise (1886) Felhasználás: gyógyszeripar, műanyagipar (teflon), 70-80%: urándúsítás (UF 6 ) Ásványai: fluorit vagy folypát (CaF 2 ), kriolit (Na 3 [AlF 6 ]) cézium és fluór reakciója 23

24 Klór, Cl 2 sárgászöld gáz, erősen mérgező (vegyi fegyver, 1915) Fp. 34 C Carl Wilhelm Scheele (1774) Klóros víz (kb. 80 % fizikailag oldott klór), Cl 2 8H 2 O zárványvegyület Gyökös reakció: Cl 2 = 2Cl Cl + H 2 = HCl + H H + Cl 2 = HCl + Cl a Cl-atomok szerepe az ózónréteg elbomlásában 24

25 A klór előállítása a klorid-ion oxidációjával: 2 Cl = Cl 2 + 2e ipar: NaCl-oldat elektrolízisekor az anódon keletkezik laboratórium : 4 HCl + MnO 2 = MnCl 2 + 2H 2 O + Cl 2 2KMnO HCl = 2 KCl + 2 MnCl H 2 O + 5 Cl 2 25

26 A klór felhasználása A textil- és papíriparban fehérítőszer; felesleges klór eltávolítás nátrium-tioszulfáttal (redukció klorid-ionná): Na 2 S 2 O Cl H 2 O = 8 HCl + H 2 SO 4 + Na 2 SO 4 HCl szintézis, (ivó)víz fertőtlenítés, hypo, NaOCl és klórmész, Ca(OCl)Cl műanyagipar (PVC) Ásványai: kősó (NaCl), szilvin (KCl) klorid-ion csatorna a sejtben 26

27 Oxidáció és redukció, oxidációs szám, redoxiegyenletek rendezése (K. Gy. 36. oldal) Redoxireakcióknak azokat a kémiai reakciókat nevezzük, amelyekben elektronátadás történik egyik részecskéről a másikra. A folyamat során megváltozik az egyes elemek oxidációs száma. Az oxidáció elektron leadást, algebrai értelemben vett oxidációs szám növekedést, míg a redukció elektron felvételt, oxidációs szám csökkenést jelent. A két folyamat egymástól időben elválaszthatatlan, az oxidációval egy időben mindig redukció is végbemegy, és a redukciót is oxidáció kíséri. A redoxiegyenletek rendezésének alapja az, hogy az oxidálószer által felvett elektronok számának meg kell egyeznie a redukálószer által leadott elektronok számával. Az oxidációs számok fiktív iontöltések, a kötött atomok ill. ionok oxidációs állapotát jellemzik. ox + ze + (H 2 O vagy H + /OH ) red + (H + /OH vagy H 2 O) katódreakció katód-, + anódreakció = redoxireakció (a két félcellareakció összege) ahol ox/red - oxidált/redukált formája az adott elemnek, pl. Ag + /Ag. 27

28 Oxidáció és redukció, oxidációs szám, redoxiegyenletek rendezése Az egyes elemek oxidációs számát a következő szabályok alapján állapíthatjuk meg: - Az elemek oxidációs száma nulla. - A különböző atomokból felépülő molekulák atomjainak oxidációs számát az elemek elektronegativitása szerint állapítjuk meg. A poláris kovalens kötést létrehozó elektronpárt vagy elektronpárokat gondolatban az elektronegatívabb atomhoz rendeljük, így azok oxidációs száma elektronpáronként egy egységgel csökken, a kevésbé elektronegatív atomoké pedig nő. - Az atomok oxidációs számának algebrai összege semleges molekulában zérus, összetett ionokban a töltéssel egyenlő. - Az egyatomos ionokban az oxidációs szám az ion töltésével egyenlő. - Az olyan molekulákban, ahol azonos atomok is kapcsolódnak egymáshoz, az oxidációs szám megállapításánál az azonos atomok között a kötésben lévő elektronokat egyik atomhoz sem rendelhetjük, így ezeket az oxidációs szám megállapításánál figyelmen kívül hagyjuk. 28

29 Bróm, Br 2 vörösbarna, cseppfolyós, Fp. 58,8 C, mérgező, maró vízben oldódik, színezi a vizet Brómos víz vagy CCl 4 -ben oldott bróm: szén-szén többszörös kötés kimutatása: R CH=CH 2 + Br 2 R CHBr CH 2 Br Előállítás: bromidokból klórral szabadítják fel Felhasználás: gyógyszeripar; C 2 H 4 Br 2 (kopogásgátló; már elavult) fényképészeti ipar (AgBr), égésgátló anyagok; CH 3 Br Ásványai ált. kősóval együtt; Holt-tenger 29

30 Jód, I 2 szürke, kristályos, op. 114 C, szublimál, gőze: ibolyaszínű; enyhe oxidálószer Vízben alig oldódik; vizes oldata sárga hexános, széntetrakloridos oldata ibolyaszínű alkoholos, éteres oldata barna benzolos, toluolos oldata vörös I 2 D-komplexek képződése, ahol D az elektron-pár donor oldószer (Lewis-bázis) A jód kálium-jodid-oldatban jól oldódik: I 2 + KI K[I 3 ] barna színű Lugol-oldat Előállítás: tengeri algák hamuja Holt-tenger Chilei salétrom (jodát, NaIO 3 ) Felhasználás: fertőtlenítőszer (baktericid, virocid és fungicid), I 2.pvpi (Betadine ) 30